高中化学离子晶体结构

合集下载

高中化学竞赛专题讲解之晶体结构

晶体外形上晶棱的记号及和它平行的直线点阵相同。
⑶平面点阵指标（或晶面指标、密勒指标）册门
空间点阵可以划分为一组相互平行、间距相等的平面点阵。
设一组平而点阵和三个坐标轴相交，其中一个平面在三个轴上的截距分别为畑sb, tc, t称为截数。有时平面会及某个轴平行，这时，在该轴上的截距为无穷大，为了避免易截数进一步化作互质的整数力;匕r,
【例】三维实例：金属Na。每个Na原子的周围环境都相同，结构基元应只含有1个Na原子。左侧的立方体中含有2个N&原子（每个顶点提供1/8个Na原子，中心提供1个Na原子），它不是结构基元，右侧图中虚线部分包围的平行六面体给出了一种正确的选法。
【例】三维实例：金属Cu（左图所示立方体的每个顶点和每个面的中心有一个Cu原子）。每个Cu原子的周围环境都相同，结构基元只含有1个Cu原子。右侧图中虚线部分所示平行六面体为一个结构基元。
按照选择的素向量，将点阵点连上线，把空间点阵划分并置堆砌的平行六面体（这时,
每个顶点被八个平行六面体共有），空间点阵形成的由线连成的格子称为晶格。
划分出的每个平行六面体为一个单位。平行六而体单位顶点上的点阵点，对每个单位的
平均贡献为1/8；面上的点阵点对每个单位的贡献为1/2,内部的点阵点，对每个单位的
2.周期性
3席秒很Ml就1%眩
上而两个图形均表现出周期性：沿直线方向，每隔相同的距离，就会出现相同的图案。如果在图形中划出一个最小的重复单位(阴影部分所示),通过平移，将该单位沿直线向两端周期性重复排列，就构成了上而的图形。
最小重复单位的选择不是唯一的,例如，在图Q)中，下而任何一个图案都可以作为最小的重复单位。
日常生活中接触到的食盐、糖、洗涤用碱、金属、岩石、砂子、水泥等都主要由晶体组成，这些物质中的的晶粒大小不一，如，食盐中的晶粒大小以毫米计，金属中的晶粒大小以微米计。晶体有着广泛的应用。从日常电器到科学仪器，很多部件都是由各种天然或人工晶体而成，如，石英钟、晶体管，电视机屏幕上的荧光粉，激光器中的宝石，计算机中的磁芯等等。

高中化学新教材同步选择性必修第二册第3章微专题6：晶体结构的分析与计算

微专题6晶体结构的分析与计算1．常见共价晶体结构的分析晶体晶体结构结构分析金刚石(1)每个C与相邻4个C以共价键结合，形成正四面体结构(2)键角均为109°28′(3)最小碳环由6个C组成且6个C不在同一平面内(4)每个C参与4个C—C的形成，C原子数与C—C数之比为1∶2(5)密度＝8×12 g·mol－1N A×a3 cm3(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)SiO2(1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构(2)每个正四面体占有1个Si，4个“12O”，因此二氧化硅晶体中Si与O的个数比为1∶2(3)最小环上有12个原子，即6个O，6个Si(4)密度＝8×60 g·mol－1N A×a3 cm3(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)SiC、BP、AlN (1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构(2)密度：ρ(SiC)＝4×40 g·mol－1N A×a3 cm3；ρ(BP)＝4×42 g·mol－1N A×a3 cm3；ρ(AlN)＝4×41 g·mol－1N A×a3 cm3(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)2.常见分子晶体结构的分析晶体晶体结构结构分析干冰(1)每8个CO2构成1个立方体且在6个面的面心又各有1个CO2(2)每个CO2分子周围紧邻的CO2分子有12个(3)密度＝4×44 g·mol－1N A×a3 cm3(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)白磷密度＝4×124 g·mol－1N A×a 3 cm 3(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)3.常见离子晶体结构的分析NaCl型CsCl型ZnS型CaF2型晶胞配位数684F－：8；Ca2＋：4密度的计算(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)4×58.5 g·mol－1N A×a3 cm3168.5 g·mol－1N A×a3 cm34×97 g·mol－1N A×a3 cm34×78 g·mol－1N A×a3 cm31．AB型化合物形成的晶体结构多种多样。

高中化学物质结构离子晶体

第四节离子晶体[学习目标定位] 1.熟知离子键、离子晶体的概念，知道离子晶体类型与性质的联系。

2.认识晶格能的概念和意义，能根据晶格能的大小，分析晶体的性质。

一离子晶体1.结合已学知识和教材内容，填写下表：离子晶体的概念是阴、阳离子通过离子键而形成的晶体。

构成离子晶体的微粒是阴离子和阳离子，微粒间的作用力是离子键。

(2)由于离子间存在着无方向性的静电作用，每个离子周围会尽可能多地吸引带相反电荷的离子以达到降低体系能量的目的。

所以，离子晶体中不存在单独的分子，其化学式表示的是离子的个数比，而不是分子组成。

2.离子晶体的结构(1)离子晶体中，阴离子呈等径圆球密堆积，阳离子有序地填在阴离子的空隙中，每个离子周围等距离地排列着异电性离子，被异电性离子包围。

一个离子周围最邻近的异电性离子的数目，叫做离子晶体中离子的配位数。

(2)观察分析表中离子晶体的结构模型，填写下表：Cl－和Na＋配位数都为6 Cl－和Cs＋配位数都为8 配位数：F－为4，Ca2＋为812个，的Cl－也有12个。

在CsCl晶体中，每个Cs＋周围最近且等距离的Cs＋有6个，每个Cl－周围最近且等距离的Cl－也有6个。

3.问题讨论(1)在NaCl和CsCl两种晶体中，阴阳离子的个数比都是1∶1，都属于AB型离子晶体，为什么二者的配位数不同、晶体结构不同？答案在NaCl晶体中，正负离子的半径比r＋/r－＝0.525，在CsCl晶体中，r＋/r－＝0.934，由于r＋/r－值的不同，结果使晶体中离子的配位数不同，其晶体结构不同。

NaCl晶体中阴、阳离子的配位数都是6，CsCl晶体中阴、阳离子的配位数都是8。

r＋/r－数值越大，离子的配位数越高。

(2)为什么在NaCl(或CsCl)晶体中，正负离子的配位数相同；而在CaF2晶体中，正负离子的配位数不相同？答案在NaCl、CsCl晶体中，正负离子的配位数相同，是由于正负离子电荷(绝对值)相同，因而正负离子的个数相同，结果导致正负离子的配位数相同；若正负离子的电荷数不相同，正负离子的个数必定不相同，结果正负离子的配位数就不会相同。

高中化学：离子晶体

一、离子晶体的结构与性质电负性较小的金属元素原子和电负性较大的非金属元素原子相互接近到一定程度而发生电子得失，形成阴阳离子，阴阳离子之间通过静电作用而形成的化学键称为离子键。

由离子键构成的化合物称为离子化合物。

阴阳离子间通过离子键相互作用，在空间呈现有规律的排列所形成的晶体叫做离子晶体。

离子晶体以紧密堆积的方式排列，阴阳离子尽可能接近，向空间无限延伸，形成晶体。

阴阳离子的配位数（指一个离子周围邻近的异电性离子的数目）都很大，故晶体中不存在单个的分子。

离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用，要克服离子间的相互作用（离子键）使物质熔化或沸腾，就需要很高的能量。

离子晶体具有较高的熔沸点，难挥发、硬度大，易脆等物理性质。

离子晶体在固态时不导电，在熔融状态或水溶液中由于电离而产生自由移动的离子，在外加电场的作用下定向移动而导电。

大多数离子晶体易溶于水等极性溶剂，难溶于非极性溶剂。

离子晶体的性质还取决于该晶体的结构，下面是几种常见的离子晶体的结构：1、NaCl型晶体结构（面心立方）每个Na＋周围最邻近的Cl－有6个，每个Cl－周围最邻近的Na＋有6个，则Na＋、Cl－的配位数都是6。

因此整个晶体中， Na＋、Cl－比例为1：1，化学式为NaCl，属于AB型离子晶体。

同时，在NaCl晶体中，每个Cl－周围最邻近的Cl－有12个，每个Na＋周围最邻近的Na＋也有12个。

2、CsCl型晶体结构（体心立方）每个Cs＋周围最邻近的Cl－有8个，每个Cl－周围最邻近的Na＋有8个，则Cs＋、Cl－的配位数都是8。

因此整个晶体中， Cs＋、Cl－比例为1：1，化学式为CsCl也属于AB型离子晶体。

在NaCl晶体中，每个Cl－周围最邻近的Cl－有8个，每个Cs＋周围最邻近的Cs＋也有8个。

3、CaF2型晶体结构：每个Ca 2＋周围最邻近的F－有8个，表明Ca 2＋的配位数为8。

每个F－周围最邻近的Ca 2 ＋有4个，表明F－的配位数是4。

离子半径比规则对离子晶体结构影响的探讨

离子半径比规则对离子晶体结构影响的探讨石㊀萌(安徽省师范大学附属中学㊀２４１０００)摘㊀要:２０世纪４０年代ꎬ瑞士地球化学家Ｇｏｌｄｓｃｈｍｉｄｔ提出结晶化学定律ꎬ指出离子晶体的结构由离子的半径比㊁电荷比和离子极化三个因素决定.结合离子晶体中几种典型的结构探讨离子半径比对离子晶体结构的影响.关键词:离子半径比ꎻ空隙ꎻ配位数ꎻ高中化学中图分类号:Ｇ６３２㊀㊀㊀㊀㊀㊀文献标识码:Ａ㊀㊀㊀㊀㊀㊀文章编号:１００８－０３３３(２０２０)２８－００９７－０２收稿日期:２０２０－０７－０５作者简介:石萌(１９８９.４－)ꎬ男ꎬ安徽省芜湖人ꎬ研究生ꎬ中学一级教师ꎬ从事高中化学教学研究.㊀㊀由于正负离子半径大小不同ꎬ故离子化合物的结构可以归结为不等径圆球密堆积的几何问题.具体处理时一般可以按负离子(大球)先进行密堆积ꎬ正离子(小球)填充空隙的过程来分析讨论离子化合物的堆积结构问题.下面将对离子晶体的几种典型结构型式进行探讨.㊀㊀一㊁正三角形空隙首先ꎬ将３个半径较大的球相切堆积ꎬ３个球中心位置有个空隙ꎬ然后将１个半径较小球放入空隙ꎬ使得小球刚好和３个打球相切ꎬ此时大小球半径之间存在１个几何关系ꎬ如图１所示.ｃｏｓ３０ʎ＝ｒ＿ｒ＿＋ｒ＋３２＝ｒ＿ｒ＿＋ｒ＋３(ｒ＿＋ｒ＋)＝２ｒ＿ｒ＋ｒ＿＝２－１.７３２１.７３２＝０.１５５假设Ｄ＝ｒ＋/ｒ－ꎬ当Ｄ＝０ꎬ１５５时ꎬ小球在此空隙中既不滚动也不撑开ꎻ当Ｄ<０.１５５时ꎬ此时３个大球带负电斥力太大ꎬ小球阳离子无法将３个球吸引到一起ꎬ故不稳定ꎻ当Ｄ>０.１５５时ꎬ小球阳离子会将３个大球阴离子撑开ꎬ斥力变小ꎬ当Ｄ大到一定程度ꎬ４个球即阴阳离子便会稳定形成.这种情况阳离子所填充的是正三角形空隙ꎬ阳离子的配位数为３.但当Ｄ值大于正四面体空隙的最小值时ꎬ离子晶体的结构类型将会发生变化ꎬ配位数相应的也会增加.㊀㊀二㊁正四面体空隙将４个等径大小的球堆积成正四面体结构ꎬ中心位置出现１个空隙.将１个半径小的球填入此空隙刚好使得小球与４个大球相切.根据几何关系可以算出Ｄ的临界值ꎬ如图２所示.图２２ａ＝２ｒ＿３ａ＝２(ｒ＋＋ｒ＿)(ｒ＋＋ｒ＿)＝３２ａ＝３２(２ｒ＿)＝６２ｒ＿＝１.２２５ｒ＿ｒ＋ｒ＿＝０.２２５同理ꎬ当０.１１５<Ｄ<０２２５时ꎬ阳离子在正四面体空隙中滚动不稳定ꎬ晶体结构转变成正三角形ꎬ配位数为３ꎻ当Ｄ>０.２２５且到一定值时阳离子将阴离子撑开晶体结构稳为正四面体构型ꎬ阳离子配位数为４.例如:立方ＺｎＳ和六方ＺｎＳ型(如图３所示).(１)若Ｓ２－作面心立方最密堆积ꎬ此时根据最密堆积球数:八面体空隙数ʒ四面体空隙数＝１ʒ１ʒ２可推知ꎬ八面体空隙有４个ꎬ四面体空隙有８个ꎻ又因为０.２２５<Ｄ＝０.４０２<０.４１４ꎬ且配位比为４ʒ４ꎬ所以Ｚｎ２＋应该填在四面体空隙中ꎬ四面体填隙率为５０％.(２)若Ｓ２－作六方最密堆积ꎬＺｎ２＋仍填入四面体空隙７９中.根据球数ʒ八面体空隙数ʒ四面体空隙数＝１ʒ１ʒ２的关系推知ꎬ有一半四面体空隙未被占据.图３立方ＺｎＳ和六方ＺｎＳ是非常重要的两种晶体结构.已投入使用的半导体除Ｓｉ㊁Ｇｅ单晶为金刚石型结构外ꎬⅢ－Ｖ族和Ⅱ－Ⅵ族的半导体晶体都是ＺｎＳ型ꎬ且以立方ＺｎＳ型为主.属于六方ＺｎＳ结构的化合物有Ａｌ㊁Ｇａ㊁Ｉｎ的氮化物ꎬ一价铜的卤化物ꎬＺｎ㊁Ｃｄ㊁Ｍｎ的硫化物㊁硒化物.㊀㊀三㊁正八面体空隙当大球作最密堆积时ꎬ由上下两层各３个球相互错开６０ʎ而围成的空隙为八面体空隙ꎬ将小球填入空隙使得小球与空隙中的６个大球相切ꎬ由几何关系可计算出Ｄ的临界值ꎬ如图４所示.图４２(ｒ＋＋ｒ＿)＝２(２ｒ＿)ｒ＋ｒ＿＝０.４１４当０.２２５<Ｄ<０.４１４时ꎬ阳离子在正八面体空隙中滚动不稳定ꎬ晶体结构转变成正四面体构型ꎬ配位数为４ꎻ当Ｄ>０.４１４且到一定值时阳离子将阴离子撑开晶体结构稳为正八面体构型ꎬ阳离子配位数为６.图５例如ＮａＣｌ型(如图５所示).㊀Ｃｌ－作面心立方最密堆积ꎬ此时根据最密堆积球数ʒ八面体空隙数ʒ四面体空隙数＝１ʒ１ʒ２可推知ꎬ八面体空隙有４个ꎬ四面体空隙有８个ꎻ又因为０.４１４<Ｄ＝０.５６４<０.７３２ꎬ且配位比为６ʒ６ꎬ此时Ｎａ＋全部填充在正八面体空隙中ꎬ八面体填隙率为１００％.ＬｉＨ㊁ＬｉＦ㊁ＬｉＣｌ㊁ＮａＦ㊁ＮａＢｒ㊁ＮａＩ㊁ＣａＯ㊁ＣａＳ㊁ＢａＳ等晶体都属于ＮａＣｌ型.㊀㊀四㊁立方空隙当８个等径大小的球堆积成１个立方体时ꎬ中心位置出现了１个空隙.将１个小球填进此空隙且与８个球均相切时ꎬ根据几何关系算出Ｄ得临界值ꎬ如图６所示.图６２(ｒ＋＋ｒ＿)＝３ˑ２ｒ＿ｒ＋ｒ＿＝０.７３２当０.４１４<Ｄ<０.７３２时ꎬ阳离子在立方空隙中滚动不稳定ꎬ晶体结构转变成正八面体构型ꎬ配位数为６ꎻ当图７０.７３２<Ｄ<１时阳离子将阴离子撑开晶体结构稳为立方体构型ꎬ阳离子配位数为８ꎻ当Ｄ＝１时将视为等径圆球密堆积ꎬ此时形成立方八面体空隙ꎬ配位数为１２.例如ＣｓＣｌ型(如图７所示).Ｃｌ－作简单立方堆积ꎬ０.７３２<Ｄ＝０.９２３<１ꎬ且配位比８ʒ８ꎬ所以Ｃｓ＋填入正方体空隙.ＣｓＢｒꎬＣｓＩꎬＮＨ４ＣｌꎬＮＨ４Ｂｒ等属ＣｓＣｌ型.综上所述ꎬ阳阴离子半径比与配位数㊁所占空隙类型的关系见下表:Ｄ值范围配位数空隙类型０.１５５ɤＤ<０.２５５３正三角形０.２５５ɤＤ<０.４１４４正四面体０.４１４ɤＤ<０.７３２６正八面体０.７３２ɤＤ<１８正立方体Ｄ＝１１２立方八面体㊀㊀参考文献:[１]王万林.简单离子晶体离子半径比的计算[Ｊ].张家口师专学报ꎬ２００３(０３):２４－２６.[２]李国英.离子半径比规则与离子晶体的构型[Ｊ].承德民族师专学报ꎬ１９９７(０２):３６－３７.[责任编辑:季春阳]８９。

高中化学第3章晶体结构与性质第3节第2课时离子晶体过渡晶体与混合型晶体教案2

第2课时离子晶体过渡晶体与混合型晶体发展目标体系构建1.借助离子晶体模型认识离子晶体的结构和性质。

2.能利用离子键的有关理论解释离子晶体的物理性质.3。

知道介于典型晶体之间的过渡晶体及混合型晶体是普遍存在的。

一、离子晶体1．结构特点（1)构成粒子：阳离子和阴离子。

(2）作用力：离子键。

（3）配位数：一个离子周围最邻近的异电性离子的数目.微点拨:大量离子晶体的阴离子或阳离子不是单原子离子，有的还存在电中性分子。

离子晶体中不仅有离子键还存在共价键、氢键等。

2．常见的离子晶体晶体类型NaCl CsCl 晶胞阳离子的配位数68阴离子的配位数68晶胞中所含离子数Cl－4Na＋4Cs＋1Cl－13.物理性质(1)硬度较大，难于压缩。

(2）熔点和沸点较高.（3)固体不导电，但在熔融状态或水溶液时能导电。

离子晶体是否全由金属元素与非金属元素组成？［提示］不一定,如NH4Cl固体是离子晶体但它不含金属元素。

二、过渡晶体与混合型晶体1．过渡晶体（1)四类典型的晶体是指分子晶体、共价晶体、金属晶体和离子晶体。

（2）过渡晶体：介于典型晶体之间的晶体。

①几种氧化物的化学键中离子键成分的百分数氧化物Na2O MgO Al2O3SiO2离子键的62504133百分数/%从上表可知，表中4种氧化物晶体中的化学键既不是纯粹的离子键,也不是纯粹的共价键，这些晶体既不是纯粹的离子晶体也不是纯粹的共价晶体，只是离子晶体与共价晶体之间的过渡晶体。

②偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，因而通常当作离子晶体来处理,如Na2O等。

同样，偏向共价晶体的过渡晶体则当作共价晶体来处理,如Al2O3、SiO2等。

微点拨:四类典型晶体都有过渡晶体存在.2．混合型晶体（1）晶体模型石墨结构中未参与杂化的p轨道（2）结构特点-—层状结构①同层内碳原子采取sp2杂化，以共价键(σ键)结合，形成平面六元并环结构。

②层与层之间靠范德华力维系。

高中化学选修3 第三章晶体结构与性质讲义及习题.含答案解析

高中化学选修三第三章晶体结构与性质一、晶体常识1、晶体与非晶体比较自范性：晶体的适宜的条件下能自发的呈现封闭的，规则的多面体外形。

对称性：晶面、顶点、晶棱等有规律的重复各向异性：沿晶格的不同方向，原子排列的周期性和疏密程度不尽相同，因此导致的在不同方向的物理化学特性也不尽相同。

2、获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。

②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。

③溶质从溶液中析出。

3、晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。

晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。

4、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法某粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。

中学常见的晶胞为立方晶胞。

立方晶胞中微粒数的计算方法如下：①晶胞顶角粒子为8个晶胞共用，每个晶胞占1/8②晶胞棱上粒子为4个晶胞共用，每个晶胞占1/4③晶胞面上粒子为2个晶胞共用，每个晶胞占1/2④晶胞内部粒子为1个晶胞独自占有，即为1注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状。

二、构成物质的四种晶体1、四种晶体的比较（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。

金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。

（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。

如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。

晶格能：1mol气态阳离子和1mol气态阴离子结合生成1mol离子晶体释放出的能量。

（4）分子晶体①分子间作用力越大，物质熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。

②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。

③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，熔、沸点越高。

④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。

（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。

(完整)高中化学知识结构图

或 4OH-—4e H2O＋O2↑
金属电极做阳极，电极本身被氧化 M－n氧e→化 Mn+
第三部分：元素化合物转化关系
Na2S C2H5ONa
Na2O
NaOH
NaCl
Na
Na2O2
Na2CO3
NaCl
CH3COONa
NaHCO3
N2 Mg3N2
CO2 MgO
H2O Mg(OH)2
X2 MgX2
煅烧
O2 Mg
Ⅷ族
0族
比较
类型
构成晶体微粒
形成晶体作用力
熔沸点
硬度
物理
导电性
性质
传热性
延展性
溶解性
典型实例
离子晶体阴、阳离子
离子键较高
硬而脆不良水熔溶融液.导电
不. 良不良易溶于极性溶剂
NaCl，KBr
原子晶体原子共价键很高大
绝缘体(半导体) 不良不良
不溶于任何溶剂单质：金刚石、SiC、
H2O MgO
Mg(OH)2
H2O MgCO3
△
HCl
△
Cl2
HCl NaOH H2O HCl
或
电解
CO2 OH-
HCl
MgCl2
Mg(HCO3)2
CaCl2 HCl Cl2 或 HCl
Na2CO3 HCl
CaCO3
HCl CO2
CO2＋H2O
△
O2 Ca
CaO H2O
H3PO4 Ca(OH)2
CaHPO4
CaC2
Ca(OH)2
CaO
非金属：按照化合价寻找各类物质，主要有氢化物、
单质、氧化物、含氧酸、及其盐

人教版高中化学选修3 物质结构与性质第三章第四节离子晶体(第2课时)

2014年8月1日星期五
7
晶格能
晶体类型晶胞类型晶胞结构示意图配位数
各类型离子晶体晶胞的比较
距离最近且相等的相反离子每个晶胞含有离子数实例
NaCl型
Na+：6 Na+： 6 Cl-： 6 Cl-： 6 Cs+： 8 Cs+： 8 Cl-： 8 Cl-： 8
Na+： 4 Cl-： 4 Cs+： 1 Cl-：1
2014年8月1日星期五 16
晶格能
（ 2 ） 0.97 mol 的镍离子的平均带电量为 2 ，那么1 mol镍离子的平均带电量为2/0.97，这是 +2 和 +3 价的镍离子的共同电量，由此可列方程式。不同于上解的是，这种做法将 0.97 mol镍离子化为1 mol镍离子来计算。设1 mol Ni中含Ni2+ x mol，则含Ni3+（1-x ）mol，根据电荷守恒： 2x+3(1-x)=2/0.97 x=91/97 n(Ni3+)∶n(Ni2+)=(191/97)∶91/97=6∶91
2014年8月1日星期五 17
晶格能
法三：因为中 Ni0.97O 中既有 +2 价的离子又有 +3 价的镍离子，所以可写成 xNiO·yNi2O3 的复合形式，该形式中很容易看出镍离子的总和为 x+2y，氧离子的总和为x+3y，因此可列方程如下： x+2y=0.97 镍离子个数守恒 x+3y=1 氧离子个数守恒或者列成分式形式：（ x+2y ） / （ x+3y ） =0.97/1 同样可以求出三价镍与二价镍离子数目之比。

高中化学苏教版(2021)选择性必修2专题3第四单元微专题3 常见晶体结构的比较与分析(

②共价键可决定分子晶体的熔、沸点；
③mgo和nacl两种晶体中，mgo的离子键键能较小，所以其熔点比较低；
④晶胞是晶体结构的基本单元，晶体内部的微粒按一定规律作周期性重
复排列；
⑤晶体中的晶胞尽可能采取紧密堆积方式，以使其变得比较稳定；
⑥干冰晶体中，一个co2分子周围有12个co2分子紧邻
√a.①②③
微专题3
常见晶体结构的比较与分析
1.常见共价晶体结构的分析
晶体晶体结构
结构分析
金刚石
(1)每个C与相邻4个C以共价键结合，形成正四
面体结构
(2)键角均为109°28′
(3)最小碳环由6个C组成且6个C不在同一平面内
(4)每个C参与4个C—C键的形成，C原子数与
C—C键数之比为1∶2
(5)ρ＝ 8×12 NA×a3
1234 5
(3)三种晶体中熔点最低的是__H_3_B_O_3__，其晶体受热熔化时，克服的微粒之间的相互作用为_分__子__间__作__用__力__。
解析熔点大小一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体，属晶体看
具体情况，此题h3bo3为分子晶体，熔点最低，熔化时破坏分子间作用
力。
1234 5
b.②③⑥
c.④⑤⑥
d.②③④
1234 5
解析 ①含有属阳离子的晶体不一定是离子晶体，如属晶体中含有属阳离子，错误； ②共价键可决定共价晶体的熔、沸点，分子晶体的熔、沸点的高低是由分子间作用力的大小决定的，错误； ③mgo和nacl两种晶体中，mgo的离子键键能较大，所以其熔点比较高，错误； ④晶胞是晶体结构的基本单元，晶体内部的微粒按一定规律作周期性重复排列，正确；
a.在nacl晶体中，距na＋最近的cl－有6个 b.在caf2晶体中，每个晶胞平均占有4个ca2＋ c.在刚石晶体中，碳原子与碳碳键个数之比为1∶2

高中化学晶体知识点总结

高中化学晶体知识点总结晶体是由原子、分子或离子按照一定的规律排列而成的固体，具有规则的几何形状和明显的面、棱、角。

晶体是化学中的重要概念，其研究对于理解物质的性质和反应机理具有重要意义。

本文将从晶体的结构、性质和制备等方面进行总结。

一、晶体的结构晶体的结构是由原子、分子或离子的排列方式决定的。

晶体的结构可以分为离子晶体、共价晶体和分子晶体三种类型。

1.离子晶体离子晶体是由阳离子和阴离子按照一定的比例排列而成的晶体。

离子晶体的结构可以分为简单离子晶体和复合离子晶体两种类型。

简单离子晶体的结构比较简单，如氯化钠晶体。

氯化钠晶体的结构是由钠离子和氯离子按照一定的比例排列而成的，钠离子和氯离子交替排列，形成一个立方晶系的晶体。

复合离子晶体的结构比较复杂，如硫酸铜晶体。

硫酸铜晶体的结构是由铜离子和硫酸根离子按照一定的比例排列而成的，铜离子和硫酸根离子交替排列，形成一个六方晶系的晶体。

2.共价晶体共价晶体是由原子之间共用电子形成的晶体。

共价晶体的结构可以分为分子共价晶体和网络共价晶体两种类型。

分子共价晶体的结构比较简单，如冰晶体。

冰晶体的结构是由水分子按照一定的方式排列而成的，水分子之间通过氢键相互连接，形成一个六方晶系的晶体。

网络共价晶体的结构比较复杂，如金刚石晶体。

金刚石晶体的结构是由碳原子按照一定的方式排列而成的，每个碳原子与周围四个碳原子通过共价键相互连接，形成一个立方晶系的晶体。

3.分子晶体分子晶体是由分子按照一定的方式排列而成的晶体。

分子晶体的结构比较简单，如葡萄糖晶体。

葡萄糖晶体的结构是由葡萄糖分子按照一定的方式排列而成的，葡萄糖分子之间通过氢键相互连接，形成一个六方晶系的晶体。

二、晶体的性质晶体具有一些特殊的性质，如光学性质、电学性质和热学性质等。

1.光学性质晶体具有双折射现象，即光线在晶体中传播时会分成两束光线，这两束光线的振动方向垂直于彼此。

双折射现象是由于晶体的结构不对称所引起的。

2.电学性质晶体具有电学性质，即晶体可以产生电场和电荷。

新人教版高中化学选修3 《物质结构与性质》3.4离子晶体教案

第四节离子晶体[学习目标][知识梳理]1．构成离子晶体的粒子是，粒子之间的相互作用是，这些粒子在晶体中(能或不能)自由移动，所以离子晶体(能或不能)导电．2. 离子晶体中的配位数是指___________________________________________________.3.___________________________________是决定离子晶体结构的重要因素.此外, 离子晶体的结构还取决于____________________________.4. 离子晶体的晶格能的定义是________________________________________________.离子晶体的晶格能是最能反映_____________________的数据.5. 晶格能越大,形成的离子晶体_________________________,而且熔点_______________,硬度______________.典型的离子晶体，晶格能的大小与离子所带的电荷和离子半径的关系一般是：离子电荷高，晶格能，离子半径大，晶格能。

[方法导引]1.离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体的比较2．物质熔沸点的比较⑴不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体⑵同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。

四种晶体熔、沸点对比规律①离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中，离子半径小(或阴、阳离子半径之和越小的)，键能越强的熔、沸点就越高。

如NaCl、NaBr、Nal;NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低。

离子所带电荷大的熔点较高。

如：MgO熔点高于NaCl②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，式量大的分子间作用力就大熔点也高。

如：F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量增大。

熔、沸点升高。

但结构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。

高中化学金属晶体与离子晶体

物质结构与性质金属晶体与离子晶体一、金属共同的物理性质容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等二、金属的结构1.“电子气理论”(自由电子理论)金属原子脱落来的价电子形成遍布整个晶体的“电子气”,被所有原子所共用，从而把所有的原子维系在一起。

2.金属键:这种金属原子间由于电子气产生的作用(在金属晶体中，金属阳离子和自由电子之间的较强的相互作用)。

3、金属晶体：通过金属键作用形成的单质晶体金属键强弱判断:阳离子所带电荷多、半径小－金属键强，熔沸点高。

三、金属晶体的结构与金属性质的内在联系金属为什么易导电？在金属晶体中，存在着许多自由电子，这些自由电子的运动是没有一定方向的，但在外加电场的条件下自由电子就会发生定向运动，因而形成电流，所以金属容易导电。

金属为什么易导热？金属容易导热，是由于自由电子运动时与金属离子碰撞把能量从温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。

金属为什么具有较好的延展性？金属晶体中由于金属离子与自由电子间的相互作用没有方向性，各原子层之间发生相对滑动以后，仍可保持这种相互作用，因而即使在外力作用下，发生形变也不易断裂。

1、金属晶体的形成是因为晶体中存在A.金属离子间的相互作用B .金属原子间的相互作用C.金属离子与自由电子间的相互作用D.金属原子与自由电子间的相互作用2．金属能导电的原因是A.金属晶体中金属阳离子与自由电子间的相互作用较弱B .金属晶体中的自由电子在外加电场作用下可发生定向移动C .金属晶体中的金属阳离子在外加电场作用下可发生定向移动D .金属晶体在外加电场作用下可失去电子3、下列叙述正确的是A.任何晶体中，若含有阳离子也一定含有阴离子B .原子晶体中只含有共价键C.离子晶体中只含有离子键，不含有共价键D .分子晶体中只存在分子间作用力，不含有其他化学键4、为什么碱金属单质的熔沸点从上到下逐渐降低，而卤素单质的熔沸点从上到下却升高？四、金属晶体的密堆积结构1．下列有关金属元素特征的叙述中正确的是A．金属元素的原子只有还原性，离子只有氧化性B．金属元素在化合物中一定显正价C．金属元素在不同化合物中的化合价均不同D．金属单质的熔点总是高于分子晶体2．关于ⅠA族和ⅡA族元素的下列说法中正确的是A．同一周期中，ⅠA族单质的熔点比ⅡA族的高B．浓度都是0.01mol·L－1时，氢氧化钾溶液的pH比氢氧化钡的小C．氧化钠的熔点比氧化镁的高D．加热时碳酸钠比碳酸镁易分解关于离子晶体1、离子键2、成键的微粒：3、成键的本质：4、成键的条件：5.常见的离子化合物1、活泼的金属元素（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA）形成的化合物。

沪科版高中化学《晶体》

【思考1】石墨为什么很软？ – 石墨为层状结构，各层之间是范德华力结合，容易滑动，所以石墨很软。
【思考2】石墨的熔沸点为什么很高？ – 石墨各层均为平面网状结构，碳原子之间存在很强的共价键，故熔沸点很高。
碳元素形成的几种特殊的晶体：
熔点：3550 ℃ 熔点：280 ℃ 熔点：3652 ℃
1.不同的离子晶体，阴离子和阳离子之间的距离越小（约为阴阳离子半径之和），熔、沸点越高。
特殊的分子晶体：单原子形成的分子晶体
特殊分子晶体：稀有气体分子，无共价键，只有范德华力。熔沸点由范德华力决定。
铝的化合物形成的特殊晶体：
（1）AlCl3是分子晶体： AlCl3是分子晶体，熔点190℃，沸点182.7℃，所以加热会发生升华。
无水AlCl3在空气中强烈的“发烟”的原因：水解产生HCl气体，HCl气体在空气中形成酸雾而“发烟”。（2）Al2O3熔点是2045℃，是离子晶体。
思考题：
2、为什么多数合金的熔点一般比各成分金属的低？
在纯金属内，所有的原子大小相同，排列十分规整。而合金内原子的大小不一，排列没有纯金属那样整齐，使得原子之间的相互作用力减小。所以，多数合金的熔点一般比各成分金属的低。
物质类型晶体类型
离子化合物
共价化合物
金属单质
非金属单质
惰性元素
Al2O3 mp=2045℃ ;
原子晶体（原子间通过共价键结合而成的具有无限延展的空间网状结构的晶体）
结构特征：（以区别于其他类型晶体的特征）
1.原子晶体中存在的基本粒子是原子，不存在分子
故像SiO2这样的式子只能称为化学式，而不能表示分子式。
2.其化学式仅表示该物质中原子子的个数比，不表示其真实组成。影响共价键强弱的因素：原子半径

人教版高中化学选择性必修2：金属晶体与离子晶体【精品课件】

• (3)碳化硅、二氧化碳、碳酸钠均为含碳化合物，分别属于哪类晶体？三者的熔点由低到高的顺序如何？
• 【答案】碳化硅是共价晶体，二氧化碳是分子晶体，碳酸钠是离子晶体。熔点由低到高的顺序是二氧化碳＜碳酸钠＜碳化硅。
[深化理解]
• 1．四类晶体的比较
晶体类型金属晶体离子晶体分子晶体
共价晶体
金属晶体与离子晶体
素养目标
学法指导
1.结合常见的离子化合物和金属单质 1. 认识各晶体可采取对比的方
的实例，认识这些物质的构成微粒、法，判断出不同类的晶体构成微
微粒间相互作用与物质性质的关系粒、微粒间的作用与物质性质的
2．知道介于典型晶体之间的过渡晶体内在关系
及混合型晶体是普遍存在的
()
• (5)氧化镁是典型的碱土金属氧化物，严格来说，氧
化镁晶体属于过渡晶体。
()
• (6)离子晶体受热熔化时破坏化学键，吸收能量，属
于化学变化。
()
• 【答案】(1)× (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)×
课堂·素养初培
• 任务一金属键与金属晶体
核心素养
考查途径
通过对金属晶体的构成微粒、微粒间的
展性等。
• 任务二四类晶体的结构与性质比较
核心素养
考查途径
通过对四类晶体的构成微粒、微粒间的
素养探源宏观辨识与微观探作用力的分析，考查学生根据物质组成
析
和性质，从实质上进行认知、辨别及预
测各类物质所具有的一般性质的能力
[情境导入]
• (1)离子晶体中除含有离子键外，是否含有共价键？ • 【答案】离子晶体中除含有离子键外，可能含有共价键。如和共Na价2O键2、。NaOH、Ba(OH)2、NH4Cl、Na2SO4中均含离子键 • (2)离子晶体的熔点一定低于共价晶体吗？ • 【答案】不一定。离子晶体的熔点不一定低于共价晶体。如SiOM2的gO熔是点离。子晶体，SiO2是共价晶体，但MgO的熔点高于

高中化学知识总结离子晶体、分子晶体和原子晶体

离子晶体、分子晶体和原子晶体[学法指导]在学习中要加强对化学键中的非极性键、极性键、离子键、晶体类型及结构的认识与理解；在掌握粒子半径递变规律的基础上，分析离子晶体、原子晶体、分子晶体的熔点、沸点等物理性质的变化规律；并在认识晶体的空间结构的过程中，培养空间想象能力及思维的严密性和抽象性。

同时，关于晶体空间结构的问题，很容易与数学等学科知识结合起来，在综合题的命题中具有广阔的空间，因此，一定要把握基础、领会实质，建立同类题的解题策略和相应的思维模式。

[要点分析]一、晶体固体可以分为两种存在形式：晶体和非晶体。

晶体的分布非常广泛，自然界的固体物质中，绝大多数是晶体。

气体、液体和非晶体在一定条件下也可转变为晶体。

晶体是经过结晶过程而形成的具有规则的几何外形的固体。

晶体中原子或分子在空间按一定规律周期性重复的排列，从而使晶体内部各个部分的宏观性质是相同的，而且具有固定的熔点和规则的几何外形。

NaCl晶体结构食盐晶体金刚石晶体金刚石晶体模型钻石C60分子二、晶体结构1．几种晶体的结构、性质比较2．几种典型的晶体结构：（1）NaCl晶体（如图1）：每个Na+周围有6个Cl-，每个Cl-周围有6个Na+，离子个数比为1：1。

（2）CsCl晶体（如图2）：每个Cl-周围有8个Cs+，每个Cs+周围有8个Cl-；距离Cs+最近的且距离相等的Cs+有6个，距离每个Cl-最近的且距离相等的Cl-也有6个，Cs+和Cl-的离子个数比为1：1。

（3）金刚石（如图3）：每个碳原子都被相邻的四个碳原子包围，以共价键结合成为正四面体结构并向空间发展，键角都是109°28'，最小的碳环上有六个碳原子。

（4）石墨（如图4、5）：层状结构，每一层内，碳原子以正六边形排列成平面的网状结构，每个正六边形平均拥有两个碳原子。

片层间存在范德华力，是混合型晶体。

熔点比金刚石高。

（5）干冰（如图6）：分子晶体。

（6）SiO2：原子晶体，空间网状结构，Si原子构成正四面体，O原子位于Si－Si键中间。